学案元素性质及其变化规律

27/27元素性质及其变化规律【第一学时】【学习目标】认识元素的原子半径、第一电离能等元素性质的周期性变化。【学习重点】了解元素周期律的应用价值。【学习难点】知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致原子半径、第一电离能周期性变化的原因。【学习过程】必备知识自主预习基础知识填充一、原子半径及其变化规律1．影响因素2．变化规律规律原因同周期元素（从左到右）原子半径逐渐减小（除稀有气体元素外）增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷增加导致的核对外层电子的吸引作用同主族元素（自上而下）原子半径逐渐增大电子层数的影响大于核电荷增加的影响同周期过渡元素（从左到右）原子半径逐渐减小，但变化幅度不大增加的电子都排布在（n－1）d轨道上，不同元素原子的外层电子（ns）受到原子核吸引作用及内层电子排斥作用的总体效果差别不大3．应用利用原子半径和价电子数，可以定性解释元素周期表中元素原子得失电子能力所呈现的递变规律。（1）同周期元素（从左到右）eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(电子层数相同,核电荷数增大))→原子半径减小→原子核对外层电子的吸引作用增强→元素原子失去电子的能力越来越弱，获得电子的能力越来越强（除稀有气体元素外）。（2）同主族元素（自上而下）eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(价电子数相同,电子层数增多))→原子半径增大→原子核对外层电子的吸引作用减弱→元素原子失去电子的能力越来越强，获得电子的能力越来越弱。（3）同周期元素和同主族元素原子结构递变的综合结果是：位于元素周期表中金属元素与非金属元素分界线周围元素的原子获得或失去电子的能力都不强。二、元素的电离能及其变化规律1．电离能（1）概念：气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最小能量。（2）符号：I，单位：kJ·mol－1。2．电离能的分类M（g）eq\o(→,\s\up16(第一电离能I1),\s\do14(失去1个e－))M＋（g）eq\o(→,\s\up16(第二电离能I2),\s\do14(失去1个e－))M2＋（g）eq\o(→,\s\up16(第三电离能I3),\s\do14(失去1个e－))M3＋（g）…且I1＜I2＜I3。3．电离能的意义（1）电离能越小，该气态原子越容易失去电子。（2）电离能越大，该气态原子越难失去电子。（3）运用元素的电离能数据可以判断金属元素的原子在气态时失去电子的难易程度。4．递变规律（1）（2）同种元素的原子，电离能逐级增大。5．影响因素预习效果验收1．判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）（1）氮原子的原子半径及第一电离能都比氧原子的大。 （√）（2）电子层数越多，原子半径越大。 （×）（3）同一周期的离子半径也是从左到右逐渐减小。 （×）（4）因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能依次增大。 （×）（5）同周期元素，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的最大。 （√）2．具有下列核外电子排布式的原子，其半径最大的是（）A．1s22s22p3 B．1s22s22p1C．1s22s22p63s23p1 D．1s22s22p63s23p4C[根据原子的核外电子排布式可知，A项中原子为氮（N），B项中原子为硼（B），C项中原子为铝（Al），D项中原子为硫（S）。根据原子半径变化规律可知，Al原子半径最大。]3．下列关于电离能的说法正确的是（）A．同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，金属性逐渐增强B．钠的电离能I2≫I1，说明钠元素常显＋1价，镁的电离能I3≫I2，则镁常显＋1和＋2价C．Na原子在不同状态失去1个电子所需能量相同D．同一原子的电离能大小I1＞I2＞I3A[B项，镁的电离能I3≫I2，则镁常显＋2价；C项，Na原子在基态和激发态时失去1个电子所需能量不相同；D项，对同一原子的电离能来说I1<I2<I3，故选A。]关键能力核心突破重难点1微粒半径大小规律（素养养成——宏观辨识与微观探析）问题探究1．原子半径的大小受哪些因素影响？提示：电子层数、核电荷数、核外电子数。2．为什么过渡元素的原子半径在同一周期内变化幅度不大？提示：同一周期过渡元素增加的电子都分布在（n－1）d轨道上，电子间的排斥作用与核对电子吸引作用大致相当，所以过渡元素的原子半径在同一周期内变化幅度不大。核心突破影响微粒半径的因素主要是核电荷数和电子层数。一般来说，同周期中，核电荷数越大，半径越小；同主族中，电子层数越多，半径越大。主要有以下规律：微粒特点比较方法实例原子同周期元素核电荷数越大，半径越小r（Na）>r（Mg）>r（Al）同主族元素核电荷数越大，半径越大r（F）<r（Cl）<r（Br）多数原子一般电子层数越多，半径越大r（S）>r（C）离子具有相同电子层结构核电荷数越大，半径越小r（Na＋）>r（Mg2＋）>r（Al3＋）电子数和核电荷数均不同通过电子数或核电荷数相同的微粒做参照物r（Al3＋）<r（O2－）<r（S2－）同种元素的原子和离子价态越高，半径越小r（Fe）>r（Fe2＋）>r（Fe3＋）、r（H－）>r（H）>r（H＋）微点拨：可用“三看”法快速判断简单微粒半径大小“一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。“二看”核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。【例1】下列微粒半径大小比较正确的是（）A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋C．Na＜Mg＜Al＜SiD．Cs＜Rb＜K＜NaB[A中四种离子核外电子排布相同，核电荷数越大，半径越小；B中S2－与Cl－，Na＋与Al3＋的核外电子排布分别相同，S2－和Cl－比Na＋和Al3＋多一个电子层，微粒半径大；C中微粒电子层数相同，核电荷数越大，半径越小，应为Na＞Mg＞Al＞Si；D中微粒为同一主族，电子层数越多，原子半径越大，应为Cs＞Rb＞K＞NA。]方法技巧原子半径的大小可依据元素周期表同主族、同周期递变规律进行比较；对核外电子层结构相同的单核粒子或质子数相同的不同单核粒子的半径大小的比较，应从原子核对其最外层上电子的吸引力大小入手，进而比较其半径大小关系。对点练习1．已知An＋、B（n＋1）＋、Cn－、D（n＋1）－都有相同的电子层结构，则A、B、C、D的原子半径由大到小的顺序是（）A．C＞D＞B＞A B．A＞B＞C＞DC、D＞C＞A＞B D．A＞B＞D＞CD[电子层结构相同的离子An＋、B（n＋1）＋、Cn－、D（n＋1）－，阳离子在阴离子的下一周期，则原子序数大小顺序是B>A>C>D，一般来说，电子层数越多，原子半径越大，同一周期元素原子半径随着原子序数的增大而减小，C、D处于同一周期，原子半径：D>C；A、B处于同一周期，原子半径：A>B，故原子半径大小顺序是A>B>D>C，D正确。]2．下列关于微粒半径的说法正确的是（）A．电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径B．核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同C．质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大D．原子序数越大，原子半径越大C[由于同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，故ⅦA族元素的原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素原子半径大，如r（Li）>r（S）>r（Cl）。对于核外电子层结构相同的单核离子和原子，半径是不同的。质子数相同的不同单核粒子，阴离子半径>原子半径>阳离子半径。原子序数越大，原子半径不一定越大，对于同周期主族元素（稀有气体除外），原子序数越大，原子半径越小。]重难点2电离能变化规律及其应用（素养养成——证据推理与模型认知）情境探究元素电离能（kJ·mol－1）钠镁铝第一电离能496738577第二电离能456214511817第三电离能691277332745第四电离能954010540115781．试用原子结构知识解释Mg比Al的第一电离能大的原因。提示：Mg的电子排布式为1s22s22p63s2；Al的电子排布式为1s22s22p63s23p1，Mg的3p轨道处于全空状态，3s轨道处于全充满状态，相对稳定，故Mg的第一电离能大于Al的第一电离能。2．为什么钠元素的常见价态为＋1价，镁元素的为＋2价，铝元素的为＋3价？化合价与原子结构有什么关系？提示：钠原子的第一电离能较低，而第二电离能突跃式变高，也就是说，I2≫I1．这说明钠原子很容易失去一个电子成为＋1价阳离子，形成稀有气体元素原子的稳定状态后，核对外层电子的有效吸引作用变得更强，不易再失去第2个电子。因此，钠元素的常见化合价为＋1价；同理分析镁和铝。核心突破1．影响电离能的因素电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子构型。（1）一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数逐渐增大，原子的半径逐渐减小，核对最外层电子的引力逐渐加大，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就越大。（2）同一主族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。（3）电子构型是影响电离能的第三个因素某些元素具有全充满或半充满的电子构型，稳定性也较高，如ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满、p原子轨道全空，ⅤA族N、P等元素原子p原子轨道为半充满状态，0族元素（He除外）原子p原子轨道为全满状态，均稳定，所以它们比左右相邻的元素的第一电离能大。2．逐级电离能（1）定义：原子的＋1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。可以表示为M（g）=M＋（g）＋e－I1（第一电离能）；M＋（g）=M2＋（g）＋e－I2（第二电离能）；M2＋（g）=M3＋（g）＋e－I3（第三电离能）……（2）变化规律①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1<I2<I3<……，这是由于原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，核对电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子难于失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。同理，I3>I2、I4>I3……In＋1>In。②元素的逐级电离能逐渐增大并且会发生一个突变即突然增大多倍，这是由于电子是分层排布的，主族元素几乎不能失去内层电子的缘故。如Na原子的I1、I2、I3的值分别是（单位为kJ·mol－1）496、4562、6912，在I1和I2之间发生突变。3．电离能的应用（1）用来衡量原子失去电子的难易，比较金属的活泼性和元素的金属性。一般地，元素的第一电离能越小，金属性越强；碱金属元素的第一电离能越小，碱金属越活泼。（2）判断原子易失去电子的数目和元素的化合价元素的各级电离能逐渐增大并且会发生一个突变（由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难于失去，因此会发生突变），如Mg原子的I1、I2、I3的值分别是（单位为kJ·mol－1）738、1451、7733，在I2和I3之间发生突变，则镁元素易失去最外层2个电子，常见化合价为＋2价。（3）金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序不一致的原因金属活动性按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、（H）Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序减弱，该顺序表示自左向右，在水溶液中金属单质中的原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。如，钠的第一电离能为496kJ·mol－1，钙的第一电离能和第二电离能分别为590kJ·mol－1、1145kJ·mol－1，表明钠原子比钙原子在气态更易失去电子，更加活泼。但是，由于Ca2＋形成水合离子时放出的能量远比Na＋形成水合离子时放出的能量多，所以在水溶液里钙原子比钠原子更易失去电子，即在金属活动性顺序中钙排在钠的前面。【例2】根据下列五种主族元素的电离能数据（单位：kJ·mol－1），回答下列问题。元素符号I1I2I3I4Q2080400061009400R500460069009500S7401500770010500T5801820275011600V420310044005900（1）在元素周期表中，最有可能处于同一族的是_____________________。A．Q和RB．S和TC．T和VD．R和TE．R和V（2）它们的氯化物的化学式，最有可能正确的是______________________。A．QCl2B．RClC．SCl3D．TClE．VCl4（3）下列元素，最有可能与Q元素位于同一族的是______________________。A．硼B．铍C．锂D．氢E．氦（4）在这5种元素中，最容易与氯元素形成离子化合物的是________。A．QB．RC．SD．TE．V[解析]各级电离能发生突变的情况是R：I2≫I1，S：I3≫I2，T：I4≫I3，V：I2≫I1，它们通常在化合物中的化合价分别为＋1、＋2、＋3、＋1．Q的第一电离能比其他元素的第一电离能明显高得多，最有可能是稀有气体元素。（1）五种元素中，只有R和V电离能发生突变的情况相同。（2）Q可能是稀有气体元素，其他元素的氯化物的化学式可能是RCl，SCl2，TCl3，VCl。（3）Q可能是稀有气体元素，与氦都位于0族。（4）第一电离能越小，元素的金属性越强，越易形成离子化合物，V的第一电离能最小。[答案]（1）E（2）B（3）E（4）E[借题发挥]根据表中的数据，你认为V最可能是前四周期的哪种元素。提示：钾元素。因为V易形成＋1价化合物，所以是ⅠA族的元素；因为最少有四个电子，所以排除了氢元素和锂元素，又因为R也易形成＋1价化合物，也是ⅠA族的元素，且第一电离能大于V，所以前四周期V只能是钾元素。归纳总结由电离能判断元素化合价时，关键看电离能数据的变化趋势。相邻两电子层能量相差较大时，电离能发生突跃，说明再失去一个电子的难度增加很多，由此可判断最外层上的电子数，进而判断其可能化合价并由此推断出其阳离子所带的正电荷。对点训练1．下列各组元素中，按原子半径依次减小、元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是（）A．K、Na、Li B．Al、Mg、NaC．N、O、C D．Cl、S、PA[B、D项中元素的原子半径逐渐增大；C项中原子半径：C＞N＞O，第一电离能：N＞O＞C。]2．A、B都是短周期元素，原子最外层电子排布式分别为（n＋1）sx、nsx＋1npx＋3．A与B可形成化合物C和D．D溶于水时有气体逸出，该气体能使带火星的木条复燃。请回答下列问题。（1）比较电离能：①I1（A）________I1（B）（填“>”或“<”，下同），②I1（B）________I1（He）。（2）通常A元素的化合价是________，对A元素呈现这种价态进行解释：①用原子结构的观点进行解释：________________________________________________。②用电离能的观点进行解释：_______________________________________________。（3）写出D跟水反应的离子方程式：_______________________________。[解析]由s能级最多能容纳2个电子和B原子最外层电子排布式为nsx＋1npx＋3可知，x等于1．由A、B都是短周期元素和它们组成的化合物的性质可知，n等于2，A是钠元素，B是氧元素。[答案]（1）①＜②＜（2）＋1①钠原子失去一个电子后核外电子排布式为1s22s22p6，原子轨道处于全充满状态，该＋1价阳离子体系能量低，极难再失去电子②Na原子的第一电离能相对较小，第二电离能比第一电离能大很多，通常Na原子只能失去一个电子（3）2Na2O2＋2H2O=4Na＋＋4OH－＋O2↑学科素养应用养成情境素材如图所示，是部分元素第一电离能变化情况。问题探究1．总体上：金属元素的第一电离能都较小，非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都较大。为什么？提示：因为金属元素原子的最外层电子数都比较少，容易失去电子，所以金属元素的第一电离能都比较小；而非金属元素原子的最外层电子比较多，不容易失去电子，稀有气体元素原子外围电子排布式为ns2np6（He为1s2），是稳定结构，更难失去电子，因此它们的第一电离能都比较大。2．为什么ⅡA族，ⅤA族元素的第一电离能大于相邻的元素？提示：当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）或半充满（p3、d5、f7）或全充满（p6、d10、f14）结构时原子处于能量较低状态（即洪特规则特例），所以失电子所需能量较大，即I1较大。ⅡA族元素原子满足ns2np0、ⅤA族元素原子满足ns2np3，故它们的第一电离能大于相邻元素。素养养成通过本情境素材中电离能变化规律及其原因解释，提升了“证据推理与模型认知”的学科素养，培养了“发现问题，解决问题”的能力。双基达标随堂检测1．下列微粒半径依次增大的是（）A．同一主族元素随着原子序数的递增B．同一周期的元素随着原子序数的递增C．Na＋、Mg2＋、Al3＋、F－D．P、S、S2－、Cl－A[依据比较微粒半径大小的规律进行分析，同一主族，随着原子序数的递增，原子的电子层数依次增加，原子半径依次增大，A项正确；一般来说，同一周期，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，B项错误；C项中各微粒的电子层结构相同，核电荷数越大，半径越小，故半径F－最大，Al3＋最小，C项错误；D项中的微粒半径P＞S，S2－＞Cl－，D项错误。]2．（素养题）已知下列元素的原子半径：原子NSOSi半径r/10－10m0.751.020.741.17根据以上数据，磷原子的半径可能是（）A．0.8×10－10m B．1.10×10－10mC．1.20×10－10m D．0.7×10－10mB[磷元素在第3周期中硫元素和硅元素之间，即P的原子半径在1.02×10－10～1.17×10－10m之间，故B项正确。]3．具有下列电子层结构的原子，其第一电离能由大到小排列正确的是（）①3p轨道上只有一对成对电子的原子②外围电子排布为3s23p6的原子③其3p轨道为半充满的原子④正三价的阳离子的电子层结构与氖原子结构相同A．①②③④ B．③①②④C．②③①④ D．②④①③C[本题考查同周期元素第一电离能的递变规律，题中所述结构的原子都是第3周期元素。②是稀有气体Ar，其第一电离能最大。①是硫原子，③是磷原子，④是铝原子。I1（Al）最小，S虽然在P的右边，但磷原子3p轨道是3p3半充满结构，较稳定，故I1（P）＞I1（S）。]4．下列关于电离能的理解中错误的是（）A．电离能可以表示原子或离子失去电子的难易程度B．某原子的电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子C．第二电离能是气态＋1价阳离子失去一个电子所需要的最小能量D．电离能跟金属活动性顺序是对应的D[电离能小的元素原子易失电子，大的易得电子，所以A、B对；C为第二电离能的定义，C对；D中，电离能有时并不和金属活动性顺序一一对应，如Na和Ca，因为二者所对应的条件不同。]5．现有核电荷数小于18的元素A，其电离能数据如表所示（I1表示失去第1个电子的电离能，In表示失去第n个电子的电离能，单位为eV）序号I1I2I3I4I5I6电离能7.64415.0380.12109.3141.2186.5序号I7I8I9I10I11…电离能224.9266.0327.9367.41761…（1）电子离核越远，能量越高，电离能越________（填“大”或“小”）。（2）上述11个电子分属________个电子层。（3）去掉11个电子后，该元素还有________个电子。（4）该元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式是________。（5）该元素的最高价氧化物对应水化物的碱性比核外电子排布式为1s22s22p63s1的元素的最高价氧化物对应水化物的碱性________（填“强”或“弱”）。[解析]（1）电子离核越远，能量越高，受原子核的引力越小，失去电子越容易，则电离能越小。（2）据题目数据，I1、I2较小，I3突然增大，说明最外层有2个电子，I3到I10变化较小，但I11突然增大，说明次外层有8个电子，又由于核电荷数小于18，所以A为Mg。（3）Mg原子去掉11个电子后，还有1个电子。（4）Mg元素的最高价氧化物对应水化物的化学式为Mg（OH）2．（5）电子排布式为1s22s22p63s1的元素为钠，与Mg同周期且在Mg的左边，所以碱性NaOH＞Mg（OH）2．[答案]（1）小（2）3（3）1（4）Mg（OH）2（5）弱【第二学时】【学习目标】认识元素的原子半径、第一电离能等元素性质的周期性变化。【学习重点】了解元素周期律的应用价值。【学习难点】知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致原子半径、第一电离能周期性变化的原因。【学习过程】必备知识自主预习基础知识填充一、元素的电负性及其变化规律与应用1．电负性（1）概念：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。（2）标准：选定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。2．电负性的变化规律（1）同一周期，从左到右，元素的电负性递增。（2）同一主族，自上而下，元素的电负性递减。3．电负性的应用（1）判断金属性和非金属性的强弱通常，电负性小于2的元素为金属元素（大部分）；电负性大于2的元素为非金属元素（大部分）。（2）判断化合物中元素化合价的正负化合物中，电负性大的元素易呈现负价；电负性小的元素易呈现正价。（3）判断化学键的类型电负性差值大的元素原子之间主要形成离子键；电负性相同或差值小的非金属元素原子之间主要形成共价键。微点拨：电负性是元素的一种基本性质，随着原子序数的递增呈周期性变化。二、元素周期律的实质1．实质：元素性质的周期性变化取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。2．具体表现（2）主族元素是金属元素还是非金属元素eq\o(→,\s\up16(取决于))原子中价电子的多少。微点拨：物质发生化学反应时，是原子的外层电子在发生变化，原子对电子吸引能力的不同（电负性不同），是造成元素化学性质有差别的本质原因。预习效果验收1．判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）（1）同周期元素中，稀有气体的电负性数值最大。 （×）（2）非金属性越强的元素，电负性越小。 （×）（3）价电子数大于4的主族元素是非金属元素。 （×）（4）元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大。 （×）（5）电负性与第一电离能相比是与物质宏观性质表现关联性更强的参数。 （√）2．下列对电负性的理解不正确的是（）A．电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准B．元素电负性的大小反映了元素的原子对键合电子吸引力的大小C．元素的电负性越大，则元素的非金属性越强D．元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关D[电负性与原子结构有关。]3．在下列横线上，填上适当的元素符号。（1）在第3周期中，第一电离能最小的元素是________，第一电离能最大的元素是________。（2）在元素周期表中，电负性最大的元素是________，电负性最小的元素是________（放射性元素除外）。（3）最活泼的金属元素是________（放射性元素除外）。（4）最活泼的非金属元素是________。（5）第2、3、4周期元素中p轨道半充满的原子是________________。（6）电负性相差最大的两种元素是________________（放射性元素除外）。[解析]一般来说，同周期从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势（除ⅡA族、ⅤA族元素反常外），同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，故第3周期中第一电离能最小的元素为Na，最大的元素为Ar。电负性的递变规律：一般来说，同周期从左到右元素的电负性逐渐增大，同主族从上到下元素的电负性逐渐减小，故周期表中，电负性最大的元素是F，电负性最小的元素是Cs。[答案]（1）NaAr（2）FCs（3）Cs（4）F（5）N、P、As（6）F、Cs关键能力核心突破重难点1元素电负性的应用（素养养成——证据推理与模型认知）情境探究电负性用来衡量元素在化合物中吸引电子的能力1．电负性最大的元素和电负性最小的元素分别在元素周期表的位置？提示：电负性最大的元素F在元素周期表的右上角；电负性最小的元素Fr在元素周期表的左下角。2．电负性差值大于1．7的两种元素一定能形成离子化合物吗？提示：不一定。如H的电负性为2．1，氟的电负性为4．0，电负性差为1．9，但HF为共价化合物。核心突破1．元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系元素的电负性用于判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及元素的活泼性。通常，电负性小于2的元素，大部分是金属元素；电负性大于2的元素，大部分是非金属元素。非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼；金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。例如，氟的电负性为4．0，是最活泼的非金属元素；钫的电负性为0.7，是最活泼的金属元素。2．元素的电负性与化学键类型的关系一般两成键元素电负性差值大于1．7，元素原子间形成的通常是离子键；两成键元素电负性差值小于1．7，元素原子间形成的通常是共价键，差值越大，形成的共价键极性越强，差值越小，形成的共价键极性越弱，当电负性差值为零时（一般为同种元素），形成非极性共价键。电负性相等或相近的金属元素的原子间以金属键结合。3．电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负的关系电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正价；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负价。金属元素一般都在元素周期表的左下方，同一周期的左边，同一族的下面，电负性值较小，在形成化合物时，容易失去电子从而形成正价。非金属元素一般都在元素周期表的右上方，同一周期的右边，同一族的上面，电负性值较大，在形成化合物时，容易得到电子从而形成负价。对于大部分非金属元素，在形成化合物时，既可以在与比它电负性小的元素形成化合物时显负价，也可以在与比它电负性大的元素形成化合物时显正价。【例1】已知六种元素H、S、N、Al、Cl、Si的电负性分别为2．1、2．5、3．0、1．5、3．0、1．8．一般认为，如果两种成键元素间的电负性差值大于1．7，原子之间通常形成离子键；如果成键元素间的电负性差值小于1．7，通常形成共价键。某有机化合物A的结构简式为，下列有关说法正确的是（）A．A中S和N的共用电子对偏向SB．A中S和N的共用电子对偏向NC．AlCl3、AlN和Al2S3都是离子化合物D．在化合物SiH4中，Si的化合价是－4价B[元素的电负性越大，元素原子对键合电子的吸引力越大；电负性越小，元素原子对键合电子的吸引力越小。由于S元素的电负性小于N元素的电负性，即N元素对键合电子的吸引力大，因此S和N的共用电子对偏向N，A项错误，B项正确。AlCl3中Al和Cl的电负性差值为1.5，小于1.7，因此Al和Cl之间的化学键是共价键，AlCl3是共价化合物，同理可知AlN和Al2S3都是共价化合物，C项错误。Si元素的电负性小于H元素的电负性，因此，在SiH4中Si的化合价是＋4价，H为－1价，D项错误。]题后归纳运用电负性可以从量的角度对元素的性质进行分析，具有直观、可操作性强、可信度高等优点。根据电负性还可以判断化合物中化学键的类型，也可以比较元素金属性或非金属性的强弱，并进一步比较元素形成化合物的各种性质差异。对点训练1．用电负性数据不能判断的是（）A．某元素是金属元素还是非金属元素B．氢化物HY和HX中键的极性强弱C．化学键是离子键还是共价键D．化合物的溶解度D[一般认为，电负性大于2的是非金属元素，小于2的是金属元素，利用电负性可以判断元素是金属元素还是非金属元素，故A不符合。电负性越大的原子对键合电子的吸引力越强，即该原子与氢原子形成的化合物中键的极性越强，可以利用电负性判断氢化物HY和HX中键的极性强弱，故B不符合。一般来说电负性差值小于1.7的两种元素的原子之间形成共价键，相应的化合物是共价化合物；电负性差值大于1.7的两种元素化合时，形成离子键，相应的化合物为离子化合物，可以依据电负性数据判断化学键是离子键还是共价键，故C不符合；利用电负性不能判断物质的溶解度，故D符合。]2．不能说明X的电负性比Y的电负性大的是（）A．X单质比Y单质容易与H2化合B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应水化物的酸性强C．X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来C[A、B、D三项均能说明X的非金属性比Y的强。而原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力。]方法技巧判断元素电负性大小的方法（1）非金属电负性>金属电负性；（2）运用同周期、同主族电负性变化规律；（3）利用气态氢化物的稳定性；（4）利用最高价氧化物对应水化物的酸、碱性强弱；（5）利用单质与H2化合的难易；（6）利用单质与水或酸反应置换氢的难易；（7）利用化合物中所呈现的化合价；（8）利用置换反应。重难点2元素推断题的解题思路和方法（素养养成——证据推理与模型认知）核心突破1．解题思路根据原子结构、元素周期表的知识及相关已知条件，可推算原子序数，判断元素在周期表中的位置等，基本思路如下：2．解题方法（1）利用稀有气体元素原子结构的特殊性稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属元素的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素的阳离子的电子层结构相同。①与He电子层结构相同的离子：H－、Li＋、Be2＋；②与Ne电子层结构相同的离子：F－、O2－、Na＋、Mg2＋、Al3＋；③与Ar电子层结构相同的离子：Cl－、S2－、K＋、Ca2＋。（2）利用常见元素及其化合物的特征①形成化合物种类最多的元素之一、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素是C。②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是N。③地壳中含量最多的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素是O。④单质最轻的元素是H；单质最轻的金属元素是Li。⑤单质在常温下呈液态的非金属元素是Br；金属元素是Hg。⑥最高价氧化物及其对应的水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素是Be、Al。⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能起化合反应的元素是N；能起氧化还原反应的元素是S。⑧元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素是Li、Na、F。（3）利用一些规律①元素周期表中的递变规律（“三角”规律）若A、B、C三元素位于元素周期表中如图所示位置，则有关的各种性质均可排出顺序（但D不能参与排列）。如原子半径：C>A>B；金属性：C>A>B；非金属性：B>A>C。②元素周期表中的相似规律A．同主族元素性质相似（因为最外层电子数均相同）；B．元素周期表中位于对角线位置（图中A、D位置）的元素性质相似，如Li和Mg、Be和Al、B和Si等。【例2】已知A、B、C、D、E、F、G都是元素周期表中短周期主族元素，它们的原子序数依次增大。A是元素周期表中原子半径最小的元素，D3B中阴、阳离子具有相同的电子层结构，B、C均可与A形成10电子分子，B、C位于同一周期，二者可以形成多种共价化合物，C、F位于同一主族，B元素原子最外电子层的p能级上的电子处于半满状态，C元素原子的最外层电子数是内层电子总数的3倍，E元素原子最外层电子数比最内层电子数多1．请回答下列问题：（1）E元素基态原子的电子排布式为________。（2）F元素原子的价电子轨道表示式为________。（3）F、G元素对应的最高价含氧酸中酸性较强的酸的化学式为________。（4）离子半径：D＋________（填“<”“>”或“＝”，下同）B3－，第一电离能：B________C，电负性：C________F。（5）A、C形成的一种绿色氧化剂X有广泛应用，X分子中A、C原子个数比为1∶1，X的电子式为________，试写出Cu、稀硫酸与X反应制备硫酸铜的离子方程式：_______________________________________________________________________________________________________________________。[解析]A是元素周期表中原子半径最小的元素，A是H元素；C与A可形成10电子分子，C元素原子的最外层电子数是内层电子总数的3倍，C为O元素；B元素原子最外电子层的p能级上的电子处于半满状态，B的价电子排布式为ns2np3，且B的原子序数小于C的，B为N元素；D3B中阴、阳离子具有相同的电子层结构，D为Na元素；C、F位于同一主族，F为S元素；G是比F原子序数大的短周期主族元素，G为Cl元素；E元素原子最外层电子数比最内层电子数多1，即最外层电子数为3，E的原子序数介于D和F之间，E为Al元素。（1）E为Al元素，基态Al原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p1。（2）F为S元素，S原子的价电子轨道表示式为（3）F、G分别为S、Cl元素，S、Cl都是第3周期元素，同周期元素从左到右，元素的非金属性逐渐增强，最高价含氧酸的酸性逐渐增强，故酸性：HClO4>H2SO4。（4）D＋为Na＋，B3－为N3－，Na＋与N3－具有相同的电子层结构，核电荷数越大，离子半径越小，离子半径：D＋<B3－。B、C分别为N、O元素，第一电离能：B（N）>C（O）。C、F分别为O、S元素，同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小，电负性：C（O）>F（S）。（5）A、C分别为H、O元素，H、O形成的原子个数比为1∶1的分子为H2O2，即X为H2O2，H2O2的电子式为。Cu、稀硫酸与H2O2反应制备CuSO4的化学方程式为Cu＋H2SO4＋H2O2=CuSO4＋2H2O，离子方程式为Cu＋2H＋＋H2O2=Cu2＋＋2H2O。[答案]（1）1s22s22p63s23p1对点训练1．a、b、c、d是四种短周期元素，a、b、d同周期，c、d同主族。a的原子结构示意图为，b、c形成的化合物的电子式为，下列说法正确的是（）A．原子半径：a>c>d>bB．电负性：a>b>d>cC．原子序数：d>a>c>bD．最高价氧化物对应水化物的酸性：c>d>aD[由a的原子结构示意图可知x为2，a是硅元素，由b与c形成化合物的电子式可知c为ⅤA族元素，b为ⅠA族元素，因a、b、d同周期，可推知b为钠元素，d为磷元素，c为氮元素。根据元素在周期表中的位置和递变规律可知D项正确。]2．某短周期元素X的气态氢化物在高温下分解为固态的X单质和H2，分解反应前后气体的质量之比是17∶1．下列有关叙述错误的是（）A．X的阴离子的电子排布式是1s22s22p63s23p6B．X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比砷酸强C．X的最高价氧化物中，X的质量分数为50%D．X的气态氢化物的水溶液呈酸性C[由题意不难分析出X为S，其最高价氧化物为SO3，其中S的质量分数为eq\f(32,80)×100%＝40%，故C项错误。]双基达标随堂检测1．鲍林的电负性是以最活泼的非金属元素作为标度计算出来的，该元素是（）A．氧 B．氯C．氟 D．硫[答案]C2．下列各组元素按电负性大小排列正确的是（）A．F>N>O B．O>Cl>FC．As>P>N D．Cl>S>AsD[A项O>N；B项F的电负性最大；C项应为N>P>As；D项正确。]3．具有下列特征的元素，一定是非金属元素的是（）A．对应的氢氧化物是两性氢氧化物B．具有负化合价C．最高价氧化物对应的水化物是酸D．具有可变化合价B[金属元素和非金属元素的最高价氧化物对应的水化物都有可能是酸，二者均可具有可变化合价，对应的氢氧化物是两性化合物的元素是金属元素，只有非金属元素才有负化合价。]4．已知元素电负性：X为2．1，Y为3．5，Z为2．6，W为1．2．上述四种元素中，最容易形成离子化合物的两种元素是（）A．X与Y B．X与WC．Y与Z D．Y与WD[如果两个成键元素间的电负性差值大于1．7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1．7，通常形成共价键。]5．（素养题）下面给出15种元素的电负性元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSiH电负性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.82.1已知：一般来说，两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。（1）根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是_____________________________________________________。（2）判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：Mg3N2______________，BeCl2______________，AlCl3______________，SiC______________。[解析]（1）把表中元素按原子序数递增的顺序排序，然后对应写出它们的电负性数值，从Li→F电负性增大，到Na时电负性又突然变小，从Na→Cl又逐渐增大，所以随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。（2）根据已知条件及表中数值，Mg3N2中两元素电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中两元素电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。[答案]（1）随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化（2）离子化合物共价化合物共价化合物共价化合物题后归纳1．元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。2．离子键和共价键之间没有绝对的界限。一般认为：如果两种成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两种成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。微专题1元素周期律的综合应用微点突破1．同周期、同主族元素的结构与性质递变规律同周期（从左→右）同主族（从上→下）最外层电子数从1递增到7（第一周期除外）相同金属性逐渐减弱逐渐增强非金属性逐渐增强逐渐减弱主要化合价最高正价从＋1→＋7（O、F除外），非金属元素最低负价＝－（8－族序数）（H等除外）最高正价＝族序数（O、F除外），非金属元素最低负价＝－（8－族序数）（H等除外）原子半径逐渐减小逐渐增大气态氢化物的稳定性逐渐增强逐渐减弱最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱第一电离能总体呈增大趋势逐渐减小电负性逐渐增大逐渐减小2．原子结构、元素性质和元素在周期表中的位置关系规律典例导航如图三条曲线表示C、Si和P元素的前四级电离能变化趋势。下列说法正确的是（）A．电负性：c>b>aB．最简单氢化物的稳定性：c>a>bC．最简单氢化物的相对分子质量：a>b>cD．I5：a>c>bD[同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，P元素3p能级为半充满稳定状态，第一电离能高于同周期相邻元素的，故Si的第一电离能最小，由图中第一电离能可知，c为Si，P原子第四电离能为失去3s2中1个电子，3s2为全充满稳定状态，与第三电离能相差较大，可知b为P、a为C．A项，同周期自左而右元素的电负性逐渐增大，同主族自上而下元素的电负性逐渐减小，故Si的电负性最小，错误；B项，非金属性越强，氢化物越稳定，Si的非金属性最弱，故SiH4稳定性最差，错误；C项，a、b、c相对应的最简单氢化物的相对分子质量分别为16、34、32，b的最大，错误；D项，C、Si失去4个电子后为全充满状态，能量更低，再失去1个电子时，第五电离能与第四电离能相差较大，P失去4个电子为3s1状态，第四电离能与第五电离能均失去3s能级电子，二者能量相差不大，故第五电离能：C>Si>P，正确。]强化训练1．以下有关元素性质的说法中不正确的是（）A．①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se，④Na、P、O元素的电负性依次递增的是④B．下列原子中，①1s22s22p63s23p1，②1s22s22p63s23p2，③1s22s22p63s23p3，④1s22s22p63s23p4对应的第一电离能最大的元素是④C．某元素的逐级电离能（kJ·mol－1）分别为738、1451、7733、10540、13630、17995、21703，该元素可能在第3周期ⅡA族D．以下原子中，①1s22s22p63s23p2，②1s22s22p3，③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4半径最大的是①B[①、②、③中元素的电负性随原子序数增大而递减，④中元素的电负性依次递增，A正确；B项，①、②、③、④中对应的元素分别是第3周期的Al、Si、P、S4种元素，其中第一电离能最大的是磷元素，其3p轨道半充满，原子结构较稳定，故B错；由数据可知，元素第一电离能与第二电离能之间的差值明显小于第二电离能与第三电离能之间的差值，说明其最外层有2个电子，所以该元素可能在第3周期ⅡA族，C正确；①1s22s22p63s23p2，②1s22s22p3，③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4对应的元素原子分别为Si、N、C、S，其中半径最大的是①（硅原子），D正确。]2．下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是（）元素ABCDE最低化合价－4－2－1－2－1电负性2.52.53.03.54.0A．C、D、E的氢化物的稳定性：C>D>EB．元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子C．元素B、C之间不可能形成化合物D．与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应D[根据电负性和最低化合价，推知A为C，B为S，C为Cl，D为O，E为F。A项，C、D、E的氢化物分别为HCl、H2O、HF，稳定性：HF>H2O>HCl；B项，元素A的原子最外层电子排布式为2s22p2，2p轨道上的两个电子分占两个原子轨道，且自旋状态相同；C项，S的最外层有6个电子，Cl的最外层有7个电子，它们之间可形成S2Cl2等化合物；D项，Na能与H2O发生置换反应生成NaOH和H2．]3．四种短周期主族元素在周期表中的相对位置如图所示，已知元素X的原子核外电子数是M的2倍。下列说法不正确的是（）A．第一电离能：X<YB．X位于第3周期ⅡA族，其单质可通过电解其熔融氯化物制备C．元素最高价氧化物对应的水化物中酸性最强的是HNO3D．气体分子（MN）2的电子式为﹕N⋮⋮M﹕M⋮⋮N﹕A[根据元素在周期表中的位置可知，M和N位于第2周期，X和Y位于第3周期，设M原子核外电子数为x，则X原子核外电子数为x＋6，又X